alumínio e estanho

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO – UERJ
INSTITUTO DE QUÍMICA
Departamento de Química Orgânica
Curso de Licenciatura em Química
RESUMO De QUÍMICA inorgânica EXPERIMENTAL I
Estanho
alumínio
Apresentado por: Verônica Luiza
13. ALUMÍNIO
13.1. COMPORTAMENTO FRENTE A ÁCIDOS
Ensaios de reatividade do alumínio metálico com ácido clorídrico (HCl), sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3), diluídos (1mol/L) e concentrados(6 mol/L). Com aquecimento.
Tratamento com HCl
	Tratamento com ácido a Frio
	Tratamento com ácido com aquecimento
	HCl Dil. (1mol.L-1)
	HCl Conc. (6mol.L-1)
	HCl Dil. (1mol.L-1)
	HCl Conc. (6mol.L-1)
	Leve desprendimento gasoso
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso.
A mistura com ácido concentrado em aquecimento teve maior desprendimento gasoso, devido à oxidação do Al0 pelos íons H+ do ácido, que se reduziram a H2, gás que foi liberado, conforme reação a seguir:
Reação com ácido clorídrico diluído
2Al0(s) + 6HCl 2AlCl3(aq.) + 3H2(g)
Reação com ácido clorídrico concentrado
Al0 (s) + 3 HCl (aq) → Al 3+(aq) + 3 Cl- (aq) + 1 ½ H2( g )
Tratamento com H2SO4
	Tratamento com ácido a Frio
	Tratamento com ácido com aquecimento
	H2SO4 Dil. (1mol.L-1)
	H2SO4Conc. (6mol.L-1)
	H2SO4 Dil. (1mol.L-1)
	H2SO4Conc. (6mol.L-1)
	Leve desprendimento gasoso
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso
Reação com ácido sulfúrico diluído
2Al0 (s) + 2H2SO4 (aq) → Al2SO4 (aq) + 2 H2(g)
Reação com ácido sulfúrico concentrado
2Al0 (s) + 6 H2SO4 (aq) → 2Al 3+(aq) + 3 SO42- (aq) + 6 H2O ( l ) + 3 SO2(g)
Tratamento com HNO3
	Tratamento com ácido a Frio
	Tratamento com ácido com aquecimento
	HNO3 Dil. (1mol.L-1)
	HNO3 Conc. (6mol.L-1)
	HNO3 Dil. (1mol.L-1)
	HNO3 Conc. (6mol.L-1)
	Nada ocorre
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso
Reação com ácido nítrico diluído
Al0 (s) + 3 HNO3 (aq) + aquecimento→ Al(NO3)3(aq.) + 1 ½ H2(g)
Reação com ácido nítrico concentrado
2Al0 (s) + 3 HNO3 (aq) → Al2O3(s) + 3 NO2(g)
O alumínio também foi testado com soluções de hidróxido de sódio diluída (2mol.l-1) e concentrada (6mol.l-1).
	Tratamento com base a Frio
	Tratamento com base com aquecimento
	NaOH (2mol.L-1)
	NaOH Conc. (6mol.L-1)
	NaOH Dil. (1mol.L-1)
	NaOH Conc. (6mol.L-1)
	Leve desprendimento gasoso
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso
Observamos que a reação com base concentrada teve um grande desprendimento gasoso, já com a base diluída foi necessário aquecimento para um leve desprendimento gasoso.
2Al0 (s) + 2 NaOH (aq) + 2H2O(l)→ 2NaAlO2(aq.) + 3 H2(g)
13.2. COMPORTAMENTO DO ALUMÍNIO FRENTE A ÁGUA E O AR
Fio de alumínio foi lixado e dobrado em V, e colocado na extremidade de um tubo de ensaio cheio de água destilada, deixando uma extremidade em contato com a água e com o ar.
Transformação desenvolvida: Em contato com o ar o alumínio deu uma escurecida isso se deve ao fato dele ter sofrido oxidação em contato com o ar conforme reação abaixo:
2Al0 (s) + O2(g) → Al2O2(s)
O fio foi submergido em solução de cloreto de mercúrio II (HgCl2), depois foi retirado e lavado com água e seco, uma das extremidades foi colocada no tubo de ensaio com água.
Transformação desenvolvida: Na parte mergulhada em água observamos desprendimento gasoso e na outra parte houve formação de uma película.
2Al0 (s) + HgCl2(aq.) + 6H2O(aq.) → Al(Hg) + 3H2O(l) + Al(OH)3(aq.) + 2Cl-(aq.) ½H2(g)
13.3. HIDRÓLISE COM SULFATO DE ALUMÍNIO
Teste da solução diluída de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) com alaranjado de metila.
Transformação desenvolvida: a solução de alaranjado de metila torna-se laranja avermelhado, o que indica que a solução possui caráter ácido.
Adição de magnésio lixado a 2mL de solução de Al2(SO4)3 com leve aquecimento.
Transformação desenvolvida: Com aquecimento observou-se grande desprendimento gasoso, que evidencia a oxidação do magnésio, com formação de sulfato de alumínio e hidróxido de alumínio.
Al2(SO4)3 (aq.) + 3 Mg0(s.) + 6H2O (l) → 3 MgSO4(aq.) + 2 Al(OH)3(aq.) + 3 H2(g)
13.3. PREPARO E PROPRIEDADES DO HIDRÓXIDO DE ALUMÍNIO
Para um tubo de ensaio transferir 1-2mL de solução alcalina de aluminato que foi obtido no item 13.2, experimento 2, nesse tubo adicionou-se solução saturada de cloreto de amônio e água destilada. A mistura foi aquecida.
NaAlO2(aq) + NH4Cl(aq) + H2O(l) → Al(OH)3(aq) + NH3(aq) + NaCl(aq)
Obteve-se formação de hidróxido de alumínio, com adição de um ácido a solução formada, o caráter da solução tende a tornar-se neutra. Já ao adicionar base a essa solução aumentamos a sua basicidade. Isto pode ser comprovado utilizando indicadores ácido-base.
14. ESTANHO
14.1. COMPORTAMENTO FRENTE A ÁCIDOS
Ensaios de reatividade do alumínio metálico com ácido clorídrico (HCl), sulfúrico (H2SO4) e nítrico (HNO3), diluídos (1mol/L) e concentrados(6 mol/L). Com aquecimento.
Tratamento com HCl
	Tratamento com ácido a Frio
	Tratamento com ácido com aquecimento
	HCl Dil. (1mol.L-1)
	HCl Conc. (6mol.L-1)
	HCl Dil. (1mol.L-1)
	HCl Conc. (6mol.L-1)
	Nada ocorre
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso.
A mistura com ácido concentrado em aquecimento teve maior desprendimento gasoso, devido à oxidação do Sn0 pelos íons H+ do ácido, que se reduziram a H2, gás que foi liberado, conforme reação a seguir:
Reação com ácido clorídrico diluído
Sn0(s) + 2HCl SnCl2(aq.) + H2(g)
Reação com ácido clorídrico concentrado
Sn0(s) + 2HCl SnCl2(aq.) + H2(g)
Tratamento com H2SO4
	Tratamento com ácido a Frio
	Tratamento com ácido com aquecimento
	H2SO4 Dil. (1mol.L-1)
	H2SO4Conc. (6mol.L-1)
	H2SO4 Dil. (1mol.L-1)
	H2SO4Conc. (6mol.L-1)
	Leve desprendimento gasoso
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso
A mistura com ácido concentrado em aquecimento teve maior desprendimento gasoso, como na reação anterior foi verificada a oxi-redução dos íons, onde o Sn0 se oxida e íons H+ do ácido se reduziram a H2, gás que foi liberado, conforme reação a seguir:
Reação com ácido sulfúrico diluído
Sn 0 (s) + H2SO4 (aq) → SnSO4 (aq) + H2(g)
Reação com ácido sulfúrico concentrado
Sn0 (s) + 4 H2SO4 (aq) → Sn 4+(aq) + 2 SO42- (aq) + 4 H2O ( l ) + 2 SO2(g)
Tratamento com HNO3
	Tratamento com ácido a Frio
	Tratamento com ácido com aquecimento
	HNO3 Dil.
(1mol.L-1)
	HNO3 Conc. (6mol.L-1)
	HNO3 Dil.
(1mol.L-1)
	HNO3 Conc. (6mol.L-1)
	Nada ocorre
	Desprendimento gasoso
	Leve desprendimento gasoso
	Intenso desprendimento gasoso
A mistura com ácido concentrado em aquecimento teve maior desprendimento gasoso, com liberação de calor. O gás liberado tinha coloração castanho o que evidencia a presença de NO2(g.), logo pode dizer que os íons nitrato (NO3-), se reduziram a gás NO2 e oxidou o Sn0 a Sn2+. Conforme reação a seguir:
Reação com ácido concentrado
2Sn0 (s) + 4 HNO3 (aq) + aquecimento→ 2Sn2+(aq.) + 2 NO2(g.) + 2 H2O(l) + 2NO3 –(aq.)
As soluções foram transferidas para outros tubos onde foi testada a presença dos íons 2+ com adição de solução de iodeto de potássio (KI) 1mol.L-1
	Adição de KI ao Sn tratado com ácido diluídos
	Adição de KI ao Sn tratado com ácido concentrado
	HCl
	Nada ocorreu
	Nada ocorreu
	H2SO4
	Nada ocorreu
	A solução ficou amarela
	HNO3
	Nada ocorreu
	A solução ficou marrom
Podemos dizer que diante dos dados obtidos era para as soluções terem sofrido alteração com a adição do iodeto de potássio pois elas sofreram oxirredução.
14.1. PROPRIEDADES REDOX DO ESTANHO II
1. Reação do Sn0 com ácido clorídrico concentrado.
Sn0(s) + 2HCl (aq.) → SnCl2(aq.) + H2(g)
Transformação desenvolvida: Com essa reação obtivemos a formação dos íons Sn 2+, e observou-se
desprendimento gasoso devido ao hidrogênio que foi liberado.
Adição de água destilada a solução obtida no iten anterior, contendo Sn2+ , posterior adição de zinco granulado.
Transformação desenvolvida: Observou-se formação de um produto esponjoso na superfície do do zinco metálico, esse produto podemos dizer que é o Sn0, que foi formado . 
Zn2+ (aq) + 2e- Zn0 (s)	E0 = - 0,76 V
Sn2+ (aq) + 2e- Sn0 (s)	E0 = - 0,14 V
Diante dos dados de potencial podemos concluir que o estanho possui maior potencial de redução que o zinco, que já está no seu estado mais reduzido, logo o estanho 2+ se reduz a estanho zero, favorecendo assim a oxidação do zinco metálico a zinco 2+. Diante disso podemos dizer que o estanho atuou como agente oxidante, ele se reduziu favorecendo a oxidação dos íons Zn0 a Zn2+.
Sn2+(aq.) + Zn0 ( Sn0(s)+ Zn2+(aq.)
Num tubo contendo solução de Sn2+ adiciounou-se rapidamente solução de HgCl2.
Transformação desenvolvida: Observamos formação de um precipitado cinza o que evidencia a formação de cloreto de mercúrio I. Logo podemos dizer que os íons Sn2+ se oxidaram a Sn4+, o que provocou a redução dos íons Hg2+ a Hg+1.Conforme reação a seguir:
Sn2+(aq.) + 2HgCl2(aq.) ( Hg2Cl2↓ + Sn4+(aq.) + 2Cl-(aq.)
Nessa reaçãoo estanho atuou como agente redutor se oxidou proporcionando a redução do mercúrio II.
BIBLIOGRAFIA
1.	VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981, 227 p.
2.	BACCAN, N. GODINHO, O. E. S. ALEIXO, L. M. STEIN, E. . Introdução à Semimicroanálise Qualitativa. 2.a. ed. Campinas (SP): Editora da Unicamp, 1997. v. -. 295 p.
3.	MAHAN, B.M. e MYERS, R.J. Química Um Curso Universitário – Editora Edgard Blücher LTDA. 1987. São Paulo – SP.
Química Inorgânica Experimental I – ESTANHO e ALUMÍNIO
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